Teoria Acido Base

COPPIE ACIDO-BASE CONIUGATE

Possiamo notare che acidi e basi che stanno ai reagenti e prodotti a due a due differiscono di un

protone, coppie che differiscono per un protone si dicono COPPIE ACIDO-BASE CONIUGATE.

Ammonio e ammoniaca sono una coppia coniugata, analogamente acqua e idrossile sono una

coppia acido base coniugata : quindi nella reazione abbiamo ai reagenti un acido e una base e

ugualmente ai prodotti.

Possiamo inoltre notare che una specie si può comportare sia da acido, che da base, a seconda

della sostanza con cui reagisce : tali sostanze sono chiamate ANFIPROTICA o ANFOTERA ( un

esempio eclatante di ciò è l’acqua ).

“In tutte le applicazioni che faremo noi le due definizioni coincidono, per come la teoria stessa è

posta”.

Quindi abbiamo un superamento della teoria di Arrhenius :

1- Una base non deve trasferire per forza OH negativi.

2- Possiamo avere solventi diversi dall’acqua in cui si verificano reazioni acido-base

3- Possono essere acidi e basi sia sostanze neutre che ioniche

4- Alcune sostanze possono reagire da acido e da base a seconda della sostanza con cui

interagiscono

Sostanze dette acido o base secondo BRONSTED-LOWRY si comportano secondo questo

modello; anche in questa teoria si parla di acidi e basi forti e la definizione è analoga a quella data

da Arrhenius, seppur legata al concetto di trasferimento protonico.

DEFINIZIONE ACIDI E BASI FORTI

Un acido forte è una sostanza che trasferisce completamente i protoni alla sostanza basica con

cui reagisce.

Una base forte è una sostanza che accetta completamente i protoni dalla sostanza acida con cui

reagisce.

Le reazioni sono spostate verso destra, quelle inverse non avvengono e le basi coniugate di

acidi forti non hanno comportamento basico, non hanno proprietà basiche.

[Repetita Iuvant]

CONFRONTO DI FORZA TRA ACIDI – METODO INDIRETTO

Possiamo utilizzare questo concetto per confrontare la forza di due acidi :

HCl tende a cedere il protone più fortemente dello ione idronio, in virtù della costante di reazione.

L’acido acetico, che reagisce con l’acqua, si comporta nella stessa maniera, ma solo l’1% delle

molecole poste in soluzione risulta ionizzato.

Ciò vuol dire che si istaura un equilibrio e che la costante è molto piccola, quindi la reazione è

molto spostata verso i reagenti : l’acido tende a perdere il protone meno facilmente dello ione

idronio.

Questo è un comportamento che si ha sempre, la reazione è SEMPRE SPOSTATA dall’acido

PIU FORTE all’acido PIU’ DEBOLE.

Lo stesso discorso vale per le basi e la reazione è spostata dalla base debole alla base forte.

( è un discorso abbastanza simmetrico )

Noi possiamo prendere decisioni su dove è spostato l’equilibrio confrontando o i due acidi o le due

basi.

FORZA RELATIVA DI ACIDI E BASI DEBOLI

Il confronto tra forza di acidi può essere fatto su due livelli :

1- Quantitativo, sulle reazioni dei composti

2- Qualitativo, sulla natura dei composti

Quantitativo

HCl è completamente ionizzato, è un acido forte, mentre l’acido acetico è un acido debole, perché

è dissociato parzialmente.

In tutta questa storia abbiamo detto che lo ione idronio si interpone tra i due acidi sopra per forza

dell’acido ( tendenza a donare protoni ).

Prendiamo l’acido fluoridrico, esso si dissocia parzialmente ed è un acido debole; è al 3% quindi

su 1000 molecole se ne dissociano 30 ed è più forte dell’acido acetico : in questa maniera è

possibile fare una scala di acidità.

E’ la distinzione tra ACIDO FORTE in generale e MAGGIORE FORZA relativa ad ACIDI DEBOLI.

BASI CONIUGATE DI ACIDI DEBOLI, sono più forti di basi coniugate di acidi forti e la forza di

queste basi coniugate decresce asimmetricamente rispetto alla crescente forza di acidi deboli.

Sono speculari: tanto più forte è un acido, tanto più debole è la base coniugata.

ACIDI FORTI

Abbiamo assunto che gli acidi forti sono quelli che si dissociano completamente, tuttavia noi

abbiamo misurato questa forza assumendo che la base con cui reagisce l’acido fosse l’acqua:

abbiamo misurato la tendenza di cedere il protone relativamente all’acqua che per sua natura

tende a prendersi tutti i protoni di qualsiasi acido forte. In ambiente differente, invece, ciò non

accade e si può misurare la forza di un acido forte rispetto ad un altro ( ad esempio nel acido

acetico ).

Qualitativo

FORZA RELATIVA DI ACIDI FORTI

Ci sono due caratteristiche nella molecola che possono dirci quanto sia più acida una sostanza.

1) la polarizzazione del legame, dovuta all’elettronegatività dell’atomo che lega l’idrogeno e al resto

della molecola.

2) la forza di legame, tanto più è forte questo legame, quindi più è piccolo l’atomo X a cui è legato

l’idrogeno, tanto meno la sostanza tende a perdere il protone.

Prendiamo gli alogenuri : sperimentalmente si vede che la forza del carattere acido aumenta

scendendo lungo il gruppo : il fluoro è l’atomo più elettronegativo, quindi se solo fosse una

questione di elettronegatività dovremmo aspettarci un ordine inverso, ma in questo caso ha peso

maggiore la distanza di legame e quindi più la molecola è grande e più la forza dell’acido aumenta.

ACIDITA’ RELATIVA – IDRACIDI ( HX )

Per tutti gli idracidi, l’acidità AUMENTA scendendo lungo un gruppo.

Muovendosi, invece, da sinistra a destra lungo un periodo, l’acidità aumenta secondo la

crescente elettronegatività tanto che l’acido fluoridrico è più forte del carattere acido

dell’ammoniaca ( che, difatti, preferisce comportarsi da base ).

ACIDITA’ RELATIVA – OSSIACIDI (HXO)

Solo l’elettronegatività influenza l’acidità e dipende dall’ambiente che circonda l’ossigeno: più gli

atomi a cui l’ossigeno è legato sono elettronegativi, più sarà elettronegativo l’atomo d’ossigeno e

più sarà acido il composto.

Per ossiacidi con un numero diverso di un atomo d’ossigeno, l’acidità dipende dalla maggior

presenza di ossigeni legati all’atomo centrale: maggiore è il numero di ossigeni, maggiore è

polarizzato il legame O-H e più acido è il composto.

(L’acido perclorico è il più forte, l’acido ipocloroso è il meno forte)

ACIDITA’ RELATIVA – ACIDI POLIPROTICI

Vale il carattere neutro: meno è carico il composto, più esso tende a perdere lo ione H+ e quindi

è maggiore il carattere acido.

La specie neutra è la più acida.

3) TEORIA DI LEWIS

Nella teoria di Lewis tutto ruota intorno a una coppia di elettroni e la classificazione di acido e

base si fa sulla capacità di una specie di poter fare un legame covalente dativo.

Acido è una specie che ha meno elettroni e che può accettare una coppia di elettroni; deve

avere un orbitale libero e vuoto a bassa energia.

Base è una specie che, avendo una coppia solitaria sull’atomo centrale, può metterla in

compartecipazione.

Ci sono composti che sono acidi di Lewis e acidi di Bronsted-Lowry : in questa teoria non è

previsto NESSUN trasferimento protonico e ci sono acidi di Lewis che non sono acidi di

Bronstad-Lowry, il trifloruro di boro, per esempio.

Altri esempi di acidi di Lewis sono ioni di metalli di transizione che hanno orbitali d vuoti quando

perdono gli elettroni e funzionano bene da acidi di Lewis. La loro chimica è molto influenzata da

quest’aspetto.

PARTE NUMERICA

Noi, che poi sarei io ahahahaha, abbiamo detto che la teoria di Bronstad-Lowry vale per qualsiasi

solvente, tuttavia, visto che l’acqua è un solvente così importante, noi vedremo tutti gli equilibri in

acqua. Sempre secondo Bronstad-Lowry.

Faremo una cosa graduale nel senso che non metteremo niente, poi una sostanza, poi due e poi

basta LOL.

L’acqua è importantissima e negli equilibri acido base funziona sia come solvente che come

reagente e prodotto in alcuni casi.

Vediamo cosa ci aspettiamo dal punto di vista acido-base quando mettiamo l’acqua.

Facendo gli elettroliti, abbiamo visto che mettendo una sostanza in acqua, se si scinde in ioni è

elettrolita.

L’acqua, anche se pochissimo, se potessimo utilizzare strumenti accuratissimi, vedremmo che ha

una piccolissima concentrazione di ioni e quindi conduce elettricità.

L’acqua può reagire con sé stessa dando reazioni di acido-base, si tratta di una reazione ad

equilibrio con una costante che è molto spostata verso sinistra.

A venticinque gradi centigradi possiamo scrivere la costante di auto-ionizzazione dell’acqua.

L’acqua è quasi formalmente pura : la concentrazione di un liquido puro si può assimilare alla

costante di equilibrio e troviamo che le moli in un chilo d’acqua che sta in un litro assimilate alla K

a 25 gradi troviamo un nuovo valore per la costante : 10 alla quattordici che è la concentrazione di

ioni idrossili e ioni idronio ed è il prodotto ionico dell’acqua.